18 votos

¿Por qué el amonio es un ácido débil si el amoníaco es una base débil?

$\ce{NH3}$ es una base débil por lo que habría esperado $\ce{NH4+}$ para ser un ácido fuerte. No encuentro una buena explicación en ningún sitio y estoy muy confundido. Dado que sólo una pequeña proporción de $\ce{NH3}$ las moléculas se convierten en $\ce{NH4+}$ moléculas, habría esperado una gran cantidad de $\ce{NH4+}$ moléculas para convertirse en $\ce{NH3}$ moléculas.

6 votos

Prefiero evitar el uso de términos vagos como "débil", "fuerte", "grande", "pequeño" sin ninguna característica numérica . Realmente no significan nada. Hay capas y capas de diferentes tipos de "pequeño". Verás, tú eres muy pequeño comparado con un elefante, y el elefante es bastante más pequeño que el Empire State Building, que a su vez es tan pequeño que apenas es visible desde el espacio. Lo mismo ocurre con "débil".

3 votos

@IvanNeretin Fuerte y débil en términos de ácidos y bases se define como $\mathrm{p}K_x > 0$ (débil) o $\mathrm{p}K_x < 0$ (fuerte) - al menos esa es la definición que me siguió en el colegio y la universidad.

27voto

shaiss Puntos 127

En primer lugar, vamos a conocer la definición de débil y fuerte ácidos o bases fuera del camino. La forma en que lo aprendí (y la forma en que todo el mundo parece usarlo) es:

  • $\displaystyle \mathrm{p}K_\mathrm{a} < 0$ para un ácido fuerte
    $\displaystyle \mathrm{p}K_\mathrm{b} < 0$ para una base sólida

  • $\displaystyle \mathrm{p}K_\mathrm{a} > 0$ para un ácido débil
    $\displaystyle \mathrm{p}K_\mathrm{b} > 0$ para una base débil

Así, ácido fuerte y base débil no son etiquetas arbitrarias, sino definiciones claras basadas en un valor físico arbitrario y medible, que resulta mucho menos arbitrario si se recuerda que esto coincide con ácidos más fuertes que $\ce{H3O+}$ o ácidos más débiles que $\ce{H3O+}$ .


Su punto de confusión parece ser una afirmación comúnmente enseñada e incuestionablemente correcta desde el punto de vista físico, que, sin embargo, los estudiantes tienen la habilidad de utilizar mal:

La base conjugada de un ácido fuerte es una base débil.

Tal vez deberíamos escribirlo de forma más matemática:

Si un ácido es fuerte, su base conjugada es una base débil.

O en el simbolismo matemático:

$$\mathrm{p}K_\mathrm{a} (\ce{HA}) < 0 \Longrightarrow \mathrm{p}K_\mathrm{b} (\ce{A-}) > 0\tag{1}$$

Tenga en cuenta que he utilizado un un -flecha lateral. Estas dos expresiones son no equivalente. Una es consecuencia de otra. Esto está en consonancia con otra afirmación que podemos escribir de forma pseudomatemática:

Si llueve mucho, la calle estará mojada.

$$n(\text{raindrops}) \gg 0 \Longrightarrow \text{state}(\text{street}) = \text{wet}\tag{2}$$

Creo que todos estamos de acuerdo en que esto es cierto. Y también deberíamos estar de acuerdo en que lo contrario no es necesariamente cierto: si vacío un cubo de agua en la calle, la calle estará mojada pero no lloverá. Por lo tanto:

$$\text{state}(\text{street}) = \text{wet} \rlap{\hspace{0.7em}/}\Longrightarrow n(\text{raindrops}) \gg 0\tag{2'}$$

Esto debería servir para demostrar que, a veces, las consecuencias sólo son ciertas en una dirección. Spoiler: este es también el caso de la fuerza de los ácidos y las bases conjugadas.

¿Por qué la cláusula anterior sobre la fuerza y la debilidad sólo es cierta en una dirección? Bueno, recuerda la forma en que $\mathrm{p}K_\mathrm{a}$ se definen los valores:

$$\begin{align}\ce{HA + H2O &<=> H3O+ + A-} && K_\mathrm{a} (\ce{HA}) = \frac{[\ce{A-}][\ce{H3O+}]}{[\ce{HA}]}\tag{3}\\[0.6em] \ce{A- + H2O &<=> HA + OH-} && K_\mathrm{b} (\ce{A-}) = \frac{[\ce{HA}][\ce{OH-}]}{[\ce{A-}]}\tag{4}\end{align}$$

Matemática y físicamente, podemos añadir ecuaciones $(3)$ y $(4)$ juntos dándonos $(5)$ :

$$\begin{align}\ce{HA + H2O + A- + H2O &<=> A- + H3O+ + HA + OH-}&& K = K_\mathrm{a}\times K_\mathrm{b}\tag{5.1}\\[0.6em] \ce{2 H2O &<=> H3O+ + OH-}&&K = K_\mathrm{w}\tag{5.2}\end{align}$$

Vemos que todo lo relacionado con el ácido $\ce{HA}$ se cancela en la ecuación $(5)$ (ver $(\text{5.2})$ ) y, por tanto, que la constante de equilibrio de esa reacción es la constante de autodisociación del agua $K_\mathrm{w}$ . A partir de ahí, las ecuaciones $(6)$ y $(7)$ nos muestran cómo llegar a una fórmula bien conocida e importante:

$$\begin{align}K_\mathrm{w} &= K_\mathrm{a} \times K_\mathrm{b}\tag{6}\\[0.6em] 10^{-14} &= K_\mathrm{a} \times K_\mathrm{b}\\[0.6em] 14 &= \mathrm{p}K_\mathrm{a} (\ce{HA}) + \mathrm{p}K_\mathrm{b} (\ce{A-})\tag{7}\end{align}$$

Ahora supongamos que el ácido en cuestión es fuerte, por ejemplo $\mathrm{p}K_\mathrm{a} (\ce{HA}) = -1$ . Entonces, por definición, la base conjugada debe ser (muy) débil: $$\mathrm{p}K_\mathrm{b}(\ce{A-}) = 14- \mathrm{p}K_\mathrm{a}(\ce{HA}) = 14-(-1) = 15\tag{8}$$

Por lo tanto, la dirección de nuestra declaración $(1)$ es cierto. Sin embargo, lo mismo es no es verdadera si añadimos un ácido débil arbitrario a la ecuación; digamos $\mathrm{p}K_\mathrm{a} (\ce{HB}) = 5$ . Entonces tenemos:

$$\mathrm{p}K_\mathrm{b} (\ce{B-}) = 14-\mathrm{p}K_\mathrm{a}(\ce{HB}) = 14-5 = 9\tag{9}$$

Una base con un $\mathrm{p}K_\mathrm{b} = 9$ es un débil base. Así, la base conjugada del ácido débil $\ce{HB}$ es una base débil.

Nos damos cuenta de que podemos generar una base débil de dos maneras: introduciendo un ácido fuerte en la ecuación $(7)$ o taponando una determinada base débil. Dado que la suma de $\mathrm{p}K_\mathrm{a} + \mathrm{p}K_\mathrm{b}$ debe ser igual a $14$ es fácil ver que ambos no puede ser fuerte. Sin embargo, es muy posible que ambos la base y el ácido son débiles.

Por lo tanto, la declaración inversa de $(1)$ es no es cierto.

$$\mathrm{p}K_\mathrm{a}(\ce{HA}) < 0 \rlap{\hspace{1em}/}\Longleftarrow \mathrm{p}K_\mathrm{b} (\ce{A-}) > 0\tag{1'}$$

3 votos

En cuanto a la dirección opuesta, cabe destacar que funciona con las negaciones. $$\mathrm{p}K_\mathrm{a} (\ce{HA}) \geq 0 \Longleftarrow \mathrm{p}K_\mathrm{b} (\ce{A-}) \leq 0\tag{1b}$$ Esto se conoce como Modus Tollens.

0 votos

@JoseAntonioDuraOlmos Sí, la inversa de la negación es siempre cierta afaik. Así que el ácido conjugado de una base fuerte es un ácido débil.

5voto

foldl Puntos 86

En primer lugar, entendamos la perspectiva de ácido débil y base débil . Esto es en relación con el agua pura - como en la mayoría de los cursos de química general.

El agua pura tiene un $\mathrm{p}K_\mathrm{a}$ de 14.

$\ce{NH3/NH4+}$ tiene un $\mathrm{p}K_\mathrm{a}$ de 9,25.

Lo sabemos: $$\ce{NH4+ + H2O <--> NH3 + H3O+}$$

Por lo tanto, resolvemos el $K_\mathrm{a}$ (que depende de la concentración de cada uno de sus productos químicos):

$$K_\mathrm{a} = \frac{[\ce{NH3}][\ce{H3O+}]}{[\ce{NH4+}]}$$

Del mismo modo, podemos resolver para $K_\mathrm{b}$ :

Sabemos que la ecuación de ionización de una base es $$\ce{B + H2O <--> HB+ + OH-}$$

Lo que significa: $$\ce{NH3 + H2O <--> NH4+ + OH-}$$

Por lo tanto, para resolver el $K_\mathrm{b}$ , introduzca la concentración de sus productos químicos:

$$K_\mathrm{b} = \frac{[\ce{NH4+}][\ce{OH-}]}{[\ce{NH3}]}$$

tl;dr: Como muestran las matemáticas, puedes pensar en ellas como un ácido/base "débil pero no insignificante". No dejes que tus suposiciones te despisten: un ácido débil genera una base débil, y viceversa. Véase la ecuación de Henderson-Hasselbalch.

$\ce{NH3}$ no está en la misma clase de bases débiles que digamos, $\ce{Cl-}$ . La curva de ácido a base no es extrema como $\ce{HCl + H2O -> Cl- + H3O+}$ .

0 votos

Una advertencia: si tienes tanto ácido como base en cantidades suficientes, asegúrate de utilizar la ecuación de Henderson-Hasselbalch, además de la anterior.

0 votos

Por ejemplo: pH = -log10(kA de NH4+) + log10([NH3]/[NH4+])

0 votos

¿Por qué es necesario utilizar H-H en "condiciones diferentes"? Esto no es cierto porque la ecuación H-H es simplemente una reformulación diferente de la definición de la Ka (tomar log10 en ambos lados). Como tal, es totalmente equivalente a la ecuación de la Ka que has dado anteriormente y, del mismo modo, el ámbito de uso es exactamente el mismo.

1voto

A_True_Genius Puntos 59

En caso de que una respuesta menos abstracta ayude:

Una base, como $\ce{NH_3}$ es una base porque tiene una gran posibilidad de captar protones en el agua. Casi se puede pensar en ello como una competencia entre los $\ce{NH_3}$ y el $\ce{H_2O}$ para recoger los protones libres.

Es una base débil porque no es una certeza que todos los $\ce{NH_3}$ en una muestra determinada recogerá un protón y lo retendrá. En cualquier muestra y en cualquier momento, una cierta porción del $\ce{NH_4^+}$ 's ( $\ce{NH_3}$ 's que ganó el protón) cederán sus protones y un cierto número de $\ce{NH_3}$ recogerá nuevos protones. Finalmente, el sistema alcanza un estado estacionario (cuantificable con $K_b$ ).

Nuestra definición de "ácido" es simplemente algo que dona protones, como el $\ce{NH_4^+}$ hace arriba.

No es que sean cosas realmente diferentes: el $\ce{NH_3}$ es una base cuando capta protones y es un ácido cuando los suelta.

i-Ciencias.com

I-Ciencias es una comunidad de estudiantes y amantes de la ciencia en la que puedes resolver tus problemas y dudas.
Puedes consultar las preguntas de otros usuarios, hacer tus propias preguntas o resolver las de los demás.

Powered by:

X